Phan loai va tinh chat chung cua cac nguyen to hutech

BÀI 1 (BUỔI 1)
PHÂN LOẠI VÀ TÍNH CHẤT
CHUNG CỦA CÁC NGUYÊN TỐ
Bài giảng dành cho dược sĩ chính quy năm 1
ThS Trần Thị Vân Anh
tranthivananh06@gmail.com

NỘI DUNG
1. Cấu tạo nguyên tử
2. Cấu hình electron
3. Phân loại các nguyên tố
4. Tính chất chung của các nguyên tố nhóm chính (A)
5. Bài tập
2

1. CẤU TẠO NGUYÊN TỬ
1.1. Nguyên tử: hạt nhỏ nhất cấu tạo nên nguyên tố hóa học
 Nguyên tử: hạt nhân (proton + nơtron) + vỏ electron
• Proton: + 1
• Electron : - 1
• Nơtron: 0
Hình 1: Cấu tạo nguyên tử C
3

1. CẤU TẠO NGUYÊN TỬ
1.2. Nguyên tố hóa học: mỗi loại nguyên tử có hạt nhân
mang cùng một điện tích dương được gọi là nguyên
tố hóa học
Nhiều nguyên tố là hỗn hợp của các đồng vị
Hình 2. Các đồng vị của nguyên tố hydro
4

2. CẤU HÌNH ELECTRON
2.1. Cấu hình electron nguyên tử
• Cấu hình electron đầy đủ của 1 nguyên tố: cấu hình chỉ
ra tất cả các phân lớp có electron trong nguyên tử của
nguyên tố đó ở trạng thái cơ bản
• Các nguyên tố trong bảng tuần hoàn được phân loại và
sắp xếp theo cấu hình electron nguyên tử ở trạng thái
cơ bản
5

2.1. Cấu hình electron nguyên tử
• Nguyên tử ở trạng thái cơ bản có các electron xếp thành
từng lớp có mức năng lượng từ thấp đến cao
- Vd: cấu hình e nguyên tử Ca (Z = 20)
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2
6

2.2. Các số lượng tử và ý nghĩa
 4 số lượng tử
• Số lượng tử chính (n)
• Số lượng tử phụ l ( số lượng tử obitan)
• Số lượng tử từ (m)
• Số lượng tử spin (ms)
7

2.2. Các số lượng tử và ý nghĩa
2.2.1. Số lượng tử chính (n): cho biết số thự tự lớp e
n 1 2 3 4 5 6 7
Ký
hiệu
lớp e
K L M N O P Q
8

2.2.2. Số lượng tử phụ l ( số lượng tử obitan)
• Mỗi lớp e từ n = 2 chia ra nhiều phân lớp e
• Mỗi phân lớp e đặc trưng bằng một giá trị l
• Lớp e thứ n có n phân lớp từ 0  n -1
Vd: n = 2  2 phân lớp: l = 0, l = 1 ( 2s, 2p)
n = 3  3 phân lớp: l = 0, l = 1, l = 2 (3s, 3p, 3d)
• Ý nghĩa: xác định tên và hình dạng của obitan
l 0 1 2 3
Phân lớp s p d f 9

Hình 3: Phân bố e trên các lớp và phân lớp e
2.2.2. Số lượng tử phụ l ( số lượng tử obitan)
10

2.2.3. Số lượng tử từ (m)
• Sự định hướng của đám mây e trong không gian
• Về trị số: m là một số nguyên có giá trị từ -l đến +l kể cả giá trị 0.
• Với một giá trị của l, thì m có (2 l + 1) giá trị
l = 0 (phân lớp s); m có 1 giá trị là 0
l = 1 (phân lớp p); m có 3 giá trị là -1, 0, 1
l = 2 (phân lớp d); m có 5 giá trị là -2, -1, 0, +1, +2
l = 3 (phân lớp f); m có 7 giá trị là -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3
11

Hình 5: Hình dạng các obitan s, p, d, f
2.2.3. Số lượng tử từ (m)
12

2.2.4. Số lượng tử spin ms : cho biết chiều quay của e
• Chỉ nhận một trong 2 giá trị: +1/2 () hay -1/2 ()
Bảng: Sự phân bố e vào obitan của một số nguyên tử
13

 Tóm tắt: cấu hình e
Bài tập nhóm: Điền vào dấu ....
1. Có .... lớp e từ .... đến ......
2. Lớp e thứ n chia thành .... phân lớp có giá trị từ l = ..... đến
l = .....
l = 0 (phân lớp ....); l = 1 ( ..... ), l = 2 ( ... ), l = 3 ( ..... )
3. Mỗi phân lớp có số lượng obitan khác nhau
s: ..... obitan ; p: ...... obitan; d: ..... obitan ; f: ..... obitan
4. Mỗi obitan có tối đa ..... e với .........trái dấu
5. Số e tối đa trên mỗi phân lớp là
s:.........e; p:...........e ; d: ..............e ; f:................e
14

2.3. Nguyên tắc sắp xếp e nguyên tử ở trạng thái cơ bản
 Nguyên lý vững bền: e sắp xếp vào phân lớp có mức năng lượng
thấp đến cao
 Nguyên lý Pauli (nguyên lý loại trừ)
Trong một nguyên tử không thể tồn tại hai electron có cùng giá trị
của bốn số lượng tử n, l, m và s.
 Qui tắc Hund
Các electron thuộc cùng một phân lớp sẽ được phân bố đều vào
các ô lượng tử sao cho tổng số electron độc thân là cực đại
Vd: O ( Z =8)
15

2.4. Giản đồ năng lượng của các e - Quy tắc Klechkowski
• Trong nguyên tử, năng lượng của các phân lớp electron
tăng dần theo thứ tự sau:
• 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s …
16

 Bài tập: Viết cấu hình e của các nguyên tố sau, sắp xếp
các e này trên obitan
• C (Z = 6)
• Ne (Z = 10)
• Ca (Z = 20)
17

2.5. Các loại cấu hình electron
2.5.1. Cấu hình e đầy đủ: chỉ ra tất cả các phân lớp có e trong
nguyên tử ở trạng thái cơ bản
2.5.2. Cấu hình e rút gọn: chỉ viết các phân lớp obitan có e sau
khí trơ liền trước đó
Vd: Al (Z = 13)
Cấu hình e đầy đủ: [1s2 2s2 2p6 ] 3s2 3p1
Cấu hình e rút gọn: [Ne] 3s2 3p1
18

2.5.3. Cấu hình e bão hòa phân lớp: cấu hình của phân
lớp chứa số e tối đa s2, p6, d10, f14
Vd: Cu ( Z = 29) [Ar] 3d10 4s1
2.5.4. Cấu hình e nửa bão hòa phân lớp: cấu hình của
phân lớp chứa ½ số e tối đa s1, p3, d5, f7
Vd: Mn ( Z = 25) [Ar] 3d5 4s2
19

2.5. Các loại cấu hình electron
 Lưu ý:
• Do cấu hình d10 (bão hoà) và d5 (nửa bão hoà) bền, có năng
lượng thấp nên các nguyên tử có cấu hình:
• (n-1)d9 ns2 sẽ chuyển thành cấu hình (n-1)d10 ns1.
• (n-1)d4 ns2 sẽ chuyển thành (n-1)d5 ns1.
Ví dụ:
• Cr ( Z = 24) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s1
• Cu ( Z = 29) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s1
20

3. PHÂN LOẠI CÁC NGUYÊN TỐ
3.1. Bảng tuần hoàn các nguyên tố hóa học
Hình 6. Bảng tuần hoàn các nguyên tố hóa học
21

3.2. Bảng tuần hoàn các nguyên tố hóa học
• Hỏi:
1. Bảng tuần hoàn là dãy các nguyên tố được sắp xếp
theo yếu tố nào tăng dần ?
2. Các nguyên tố trong cùng 1 hàng gọi là gì? Chúng có
đặc điểm gì chung ?
3. Các nguyên tố trong cùng 1 cột gọi là gì? Chúng có đặc
điểm gì chung ?
4. Ký hiệu I => VIII trên mỗi cột có ý nghĩa gì ?
5. Ký hiệu A, B trên mỗi cột có ý nghĩa gì ?
6. Số 1 đến 7 ở bên trái mỗi hàng có ý nghĩa gì ?
22

3.3. Phân loại các nguyên tố
3.3.1. Nguyên tố chính (nguyên tố nhóm A)
• Các nguyên tố có vỏ e ngoài cùng đang xây dựng trên
phân lớp s hoặc p
+ Các nguyên tố s: ns12
+ Các nguyên tố p: ns2 np16
Có 8 nhóm nguyên tố chính từ IA đến VIIIA
• Mỗi chu kỳ có tối đa 2 nguyên tố s và 6 nguyên tố p
23

3.3.2. Nguyên tố chuyển tiếp (nguyên tố nhóm B)
• Nguyên tố chuyển tiếp ngoài (nguyên tố d)
(n-1)d110 ns2
• Nguyên tố chuyển tiếp trong (nguyên tố f)
(n-2)f114 (n-1)d0(1) ns2
Có 10 nguyên tố d cho mỗi chu kỳ, từ chu kỳ 4 đến 7
 Có 14 nguyên tố chuyển tiếp f cho mỗi chu kỳ, gồm chu
kỳ 6 ( dãy lanthanid) và chu kỳ 7 ( dãy actinid )
24

4. TÍNH CHẤT CHUNG
CỦA CÁC NGUYÊN TỐ NHÓM CHÍNH
 Biến đổi tính chất trong một chu kỳ
Đi từ trái sang phải:
• Bán kính nguyên tử nhìn chung giảm
• Năng lượng ion hóa thứ nhất và độ âm điện tăng
• Tính kim loại giảm
• Hoạt tính hóa học mạnh nhất là IA và VIIA
25

4. TÍNH CHẤT CHUNG
CỦA CÁC NGUYÊN TỐ NHÓM CHÍNH
 Biến đổi tính chất trong một nhóm
Đi từ trên xuống dưới
• Bán kính nguyên tử tăng
• Năng lượng ion hóa thứ nhất, độ âm điện giảm
• Nhóm kim loại: tính kim loại tăng
• Nhóm phi kim: tính phi kim giảm
26

5. BÀI TẬP
5.1. Nguyên tố chính – Nguyên tố nhóm A - Nguyên tố s, p
• Vd: Na (Z =11): 1s2 2s2 2p6 3s1
Nhận xét: Na có số thứ tự….., chu kỳ….., phân nhóm ….., kim
loại/phi kim, số oxy hóa dương cao nhất có thể có…..
• Vd: P ( Z = 15): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3
Nhận xét: P có số thứ tự….., chu kỳ….., phân nhóm ….., kim
loại/phi kim, số oxy hóa dương cao nhất có thể có….., số oxy
hóa âm thấp nhất có thể có…..
27

5. BÀI TẬP
 Vị trí kim loại, phi kim trong bảng tuần hoàn
Kim loại Phi kim
IA (trừ H) IA: H
IIA
IIIA ( trừ B) IIIA: B
IVA: Sn, Pb IVA: ( trừ Sn, Pb)
VA: Bi VA: (trừ Bi)
VIA: Po VIA ( trừ Po)
VIIA
VIIIA
28

5. BÀI TẬP
5.2. Nguyên tố d
Vd: Ti ( Z =22): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d2
Nhận xét: Ti có số thứ tự …., chu kỳ ….., phân nhóm phụ
……, kim loại/phi kim, số oxy hóa dương cao nhất ......
Hỏi:
- Viết cấu hình Ti+2 , Ti+4
29

5. BÀI TẬP
 Cách xác định phân nhóm phụ:
Cộng số e của phân lớp s và d liền kề lớp ngoài cùng
• 3  7 => Kết luận: IIIB  VIIB
• 8  10 => Kết luận: VIIIB
• 11 => Kết luận: IB
• 12 => Kết luận: IIB
30

5. BÀI TẬP
5.3. Nguyên tố f
• Gồm họ Lantanid và actinid
La ( Z =57): 1s22s22p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 5d1
Ac ( Z= 89): [Rn] 7s2 6d1
• Phân nhóm phụ IIIB, số oxy hóa dương cao nhất +3
- Vd: Ce ( Z = 58 ):
1s22s22p6 3s2 3p64s2 3d10 5s2 4d105p6 6s2 4f1 5d1
Ce có số thứ tự…., chu kỳ …., phân nhóm phụ …. , kim loại/phi
kim, số oxy hóa dương cao nhất có thể có…..
31

5. BÀI TẬP
1. Viết cấu hình e nguyên tử Fe (Z = 26)
2. Xác định vị trí của Fe trong bảng tuần hoàn và nêu
những tính chất cơ bản
3. Viết cấu hình e của ion Fe2+ , Fe3+
32

5. BÀI TẬP
1. Viết cấu hình của nguyên tố có số thứ tự 12 trong bảng
tuần hoàn. Nêu các tính chất cơ bản
33

9/1/2017
1
BÀI 1 (BUỔI 2)
PHÂN LOẠI VÀ TÍNH CHẤT
CHUNG CỦA CÁC NGUYÊN TỐ
Bài giảng dành cho dược sĩ chính quy năm 1
ThS Trần Thị Vân Anh
tranthivananh06@gmail.com
NỘI DUNG
1. Chất
2. Nguyên tử
3. Năng lượng ion hóa
4. Ái lực electron
5. Phân tử
6. Độ âm điện
7. Liên kết hóa học
8. Các loại phản ứng

9/1/2017
2
1. CHẤT
• Chất: đồng nhất ( tính chất trong toàn bộ đều như nhau )
và có thành phần xác định
Vd: muối ăn, nước cất, khí carbonic
• Dầu hỏa có được gọi là chất không?
Dầu hỏa tuy đồng nhất nhưng chứa nhiều chất có tính
chất khác nhau và có thể tách riêng nên gọi là hỗn hợp
• Nguyên tử cùng loại cấu tạo nên đơn chất, vd: O2
• Nguyên tử khác loại cấu tạo nên hợp chất, vd: CO2
2. NGUYÊN TỬ
Hỏi:
1. Nguyên tử là gì
2. Cấu tạo của nguyên tử
3. Nguyên tố hóa học là gì
4. Đồng vị là gì

9/1/2017
3
3. NĂNG LƯỢNG ION HÓA
• Năng lượng ion hóa thứ nhất của nguyên tử là năng
lượng tối thiểu cần để tách 1 e ra khỏi nguyên tử khí và
do đó biến nguyên tử thành ion khí
• Ký hiệu: I ( eV ), 1 eV = 23,06 kcal/mol
M + I  M+ + 1e
• Năng lượng ion hóa thứ 2, 3, 4… có được khi tách 2, 3,
4, ….. e ra khỏi M
• I1 < I2 < I3 <………..
 Năng lượng ion hóa phụ thuộc:
• Điện tích hạt nhân Z
• Số lượng tử chính n
• Mức độ chắn của các e ở những lớp trong với hạt nhân
• Mức độ xâm nhập của e bên ngoài vào các obitan bên
trong
Mức độ xâm nhập giảm theo trật tự s, p, d, f

9/1/2017
4
• Điện tích hiệu dụng: Z’ = Z – S
H: e chịu toàn bộ lực
hút của hạt nhân
Mg: e ngoài cùng chịu :
- Lực hút của hạt nhân
- Lực đẩy của các e còn lại, đặc
biệt lực đẩy của 2e trên cùng 1
obitan
=> Lực hút của hạt nhân với e giảm
( hằng số chắn S)
• Trong 1 chu kỳ: vd: chu kỳ 1 và chu kỳ 2
Nguyên
tử
Li Be B C N O F Ne
Cấu
hình e
1s2
2s1
1s2
2s2
1s2
2s2
2p1
1s2
2s2
2p2
1s2
2s2
2p3
1s2
2s2
2p4
1s2
2s2
2p5
1s2
2s2
2p6
I1 5,392 9,322 8,298 11,26 14,534 13,618 17,422 21,564
Nguyên tử H He
Cấu hình e 1s1 1s2
I1 13,598 24,587

9/1/2017
5
• Trong 1 phân nhóm chính:
Bảng: năng lượng ion hóa của các nguyên tố cùng nhóm
IA IIA VIA VIIA
Li 5,392 Be 9,322 O 13,618 F 17,442
Na 5,139 Mg 7,646 S 10,36 Cl 12,967
K 4,341 Ca 6,113 Se 9,752 Br 11,814
Rb 4,177 Sr 5,695 Te 9,009 I 10,451
Cs 3,895 Ba 5,212 Po 7,289 At -
Nhận xét : ?
4. ÁI LỰC ELECTRON
• Ái lực e của 1 nguyên tử là năng lượng của quá trình
nguyên tử đó ( ở trạng thái khí) kết hợp thêm 1e để biến
thành ion âm
• Ký hiệu: E ( eV )
X + 1e  X-  E

9/1/2017
6
Bảng. Ái lực e của một số nguyên tố
IA
( ns1)
E ( e V) IIA
( ns2 )
E ( eV) IIIA
( ns2
np1 )
E ( eV) IVA
( ns2
np2 )
E ( eV)
Li 0,82 Be - 0,19 B 0,33 C 1,24
Na 0,47 Mg -0,32 Al 0,52 Si 1,46
VA
( ns2
np3 )
E ( eV) VIA
( ns2
np4 )
E ( eV) VIIA
( ns2
np5 )
E ( eV) VIIIA
( ns2
np6 )
E ( eV)
N -0,27 O 1,47 F 3,58 He - 0,19
S 2,33 Cl 3,81 Ne - 0,57
Br 3,56 Ar -1
I 3,29
• Ái lực e lớn nhất là VIIA (ns2 np5 )
• Ái lực e nhỏ nhất là các nguyên tố có cấu hình bền
vững: bão hòa, nửa bão hòa

9/1/2017
7
5. PHÂN TỬ
• Phân tử là hạt nhỏ nhất của một chất có tất cả tính chất
hóa học của chất đó
• Phân tử do hai hay nhiều nguyên tố liên kết với nhau
bằng liên kết hóa học
• Phân tử được biểu diễn bằng công thức hóa học
Vd: O2 , H2O
• Hợp chất không hợp thức: hợp chất có thành phần biến
đổi
Vd: Hydrid của kim loại chuyển tiếp
6. ĐỘ ÂM ĐIỆN
• Độ âm điện của một nguyên tố là khả năng của nguyên
tử nguyên tố đó ở trong phân tử hút electron về phía
nó.
• Ký hiệu:  (eV)

9/1/2017
8
• Trong 1 chu kỳ: vd chu kỳ 2 và 3
Nguyên
tử
Li Be B C N O F Ne
Độ âm
điện
0,98 1,57 2,04 2,55 3,04 3,44 3,98 -
Nguyên
tử
Na Mg Al Si P S Cl Ar
Độ âm
điện
0,93 1,57 1,61 1,90 2,19 2,58 3,16 -
Nhận xét ?
• Trong 1 phân nhóm chính
IA IIA VIA VIIA
Li 0,98 Be 1,57 O 3,44 F 3,98
Na 0,93 Mg 1,57 S 2,58 Cl 3,16
K 0,82 Ca 1,00 Se 2,55 Br 2,96
Rb 0,82 Sr 0,95 Te 2,1 I 2,66
Cs 0,79 Ba 0,89 Po 2,0 At 2,2
Nhận xét ?
Hỏi: Nguyên tố nào có độ âm điện lớn nhất trong bảng tuần hoàn

9/1/2017
9
 Khả năng hút e của một nguyên tử trong phân tử phụ
thuộc:
• Kiểu liên kết hóa học
• Trạng thái hóa trị
• Bản chất của nguyên tử liên kết với nó
 không nên nói độ âm điện của một nguyên tố nói chung
mà cần nói độ âm điện của nguyên tố trong hợp chất
hóa học cụ thể nào
Vd: độ âm điện của H trong H2, H2O, HCl không có tính
chất như nhau
H – H
H+ – Cl -
H+ – O- – H+
7. LIÊN KẾT HÓA HỌC
7.1. Các đặc trưng cơ bản của liên kết hóa học
7.2. Các loại liên kết hóa học
- Liên kết ion
- Liên kết cộng hóa trị
- Liên kết hydro

9/1/2017
10
7.1. Các đặc trưng cơ bản của liên kết hóa học
• Năng lượng liên kết (E)
• Độ dài liên kết
• Góc liên kết
• Momen lưỡng cực của phân tử
7.1.1.Năng lượng liên kết (E)
• Năng lượng tương ứng với quá trình phá vỡ liên kết đó
và thành nguyên tử ở thể khí
Vd: H2 (k)  H (k) + H (k) H = 104,2 kcal/mol
• Năng lượng liên kết càng lớn thì phân tử càng bền

9/1/2017
11
7.1.2. Độ dài liên kết: độ dài giữa 2 tâm của 2 nguyên tử
tham gia liên kết. Độ dài liên kết được tính bằng nm
hoặc Ǻ
7.1.3. Góc liên kết: góc tạo bởi 1 nguyên tử liên kết trực
tiếp với 2 nguyên tử khác trong phân tử
7.1.4. Momen lưỡng cực của phân tử: Đánh giá độ phân
cực của liên kết
Vd: phân tử không phân cực: 2 nguyên tử tham gia liên
kết có độ âm điện giống nhau
H2 , N2 , F2
Vd: phân tử phân cực: 2 nguyên tử tham gia liên kết có
độ âm điện khác nhau
H+ - Cl-

9/1/2017
12
7.2. Các loại liên kết hóa học
- Liên kết ion
- Liên kết cộng hóa trị
- Liên kết hydro
 Phân loại các liên kết dựa trên hiệu số độ âm điện
( thang Pauling):
• 0,0 – 0,4: liên kết cộng hóa trị không phân cực
• 0,4 – 1,7: liên kết cộng hóa trị phân cực
•  1,7: liên kết ion

9/1/2017
13
7.2.1. Liên kết ion
• Liên kết ion là liên kết được hình thành do lực hút tĩnh
điện giữa các ion mang điện tích trái dấu
• Liên kết ion còn được gọi là liên kết dị cực
Vd: phân tử NaCl, e được chuyển từ Na sang Cl để tạo
thành Na+ và Cl-
Na  +  Cl   Na+ +  Cl  -  NaCl
2s22p63s1 3s23p5 2s22p6 3s23p6
• Ion Na+ và Cl- được hình thành như sau
Na – 1e  Na+
Cl + 1e  Cl-
š
š
š
š
Vd: Qúa trình hình thành phân tử MgCl2
 Cl  +  Mg  +  Cl    Cl  - + Mg++ +  Cl  -
3s2 3p5 2s22p63s2 3s2 3p5 3s2 3p6 2s22p6 3s2 3p6
š
š
šš š
šš š

9/1/2017
14
 Đặc điểm của liên kết ion
• Mỗi ion tạo ra điện trường quanh nó  liên kết ion xảy
ra theo mọi hướng
• Không bão hòa: mỗi ion có thể liên kết được nhiều ion
xung quanh nó
• Liên kết rất bền
Hình. Tinh thể NaCl
7.2.2. Liên kết cộng hóa trị
• Liên kết được tạo thành bằng cách nguyên tử đưa ra
những e hóa trị của mình để tạo thành 1, 2 hay 3 cặp e
dùng chung giữa hai nguyên tử
• Vd
Cl  + Cl   Cl Cl ( Cl – Cl)
H + Cl   H Cl ( H – Cl)
• Cặp e dùng chung được ký hiệu bằng vạch ngang
š
š
š
š
š
š
š
š
š
š
š
š

9/1/2017
15
• Nếu cặp e dùng chung thuộc về 2 nguyên tử với mức độ
như nhau  liên kết cộng hóa trị không phân cực
Vd: H2 , Cl2
• Nếu cặp e dùng chung một phần nào dịch về 1 trong 2
nguyên tử liên kết  liên kết cộng hóa trị phân cực
Vd: HCl
 Liên kết cho – nhận ( liên kết phối trí): cặp e dùng
chung của liên kết cộng hóa trị không phải do 2 nguyên
tử góp chung mà chỉ do 1 nguyên tử đưa ra
 Ký hiệu: dấu mũi tên 
+
+
+
+

9/1/2017
16
7.2.2.1. Thuyết liên kết hóa trị của Valence Bond (VB)
• Liên kết cộng hóa trị hình thành do sự xen phủ của 2 obitan,
trong đó có 2e có spin trái dấu
• Hóa trị của nguyên tố bằng số e độc thân của nguyên tử ở
trạng thái cơ bản hay kích thích.
Trong trường hợp chung, khả năng tham gia liên kết cộng
hóa trị cực đại của 1 nguyên tố bằng tổng obitan nguyên tử
hóa trị của nó
• Liên kết cộng hóa trị càng bền khi độ che phủ của các
obitan nguyên tử càng lớn. Độ che phủ phụ thuộc: kích
thước, hình dạng của obitan, hướng che phủ và kiểu che
phủ giữa chúng
7.2.2.1. Thuyết liên kết hóa trị của VB
• Liên kết : obitan xen phủ dọc theo trục liên kết
s - s s - p
p - p

9/1/2017
17
Vd: Xen phủ obitan trong phân tử H2 , Cl2 , HCl
H - H
Cl - Cl
H – Cl
• Liên kết : xen phủ các obitan hóa trị về hai phía của
hai trục nối giữa hai hạt nhân của nguyên tử tương tác
Hình. Liên kết  trong phân tử C2 H4

9/1/2017
18
Hóa trị của các nguyên tố: được tính bằng số e độc thân
trong nguyên tố đó (ở trạng thái cơ bản hay kích thích)
Vd: Trạng thái cơ bản
Li ( Z=3): 1s2 2s1 2p0  hóa trị 1
N ( Z =7): 1s2 2s2 2p3  hóa trị 3
O ( Z = 8): 1s2 2s2 2p4  hóa trị 2
F ( Z =9): 1s2 2s2 2p5  hóa trị 1
Vd: Be chỉ tạo liên kết khi ở trạng thái kích thích
Be ( Z = 4): 1s2 2s2 2p0
Be* : 1s2 2s1 2p1
 
  
7.2.2.2. Hiện tượng lai hóa obitan nguyên tử
Giải thích sự hình thành phân tử CH4 trên cơ sở thuyết VB:
H ( Z=1): 1s1
C ( Z=6): 1s2 2s2 2p2
C * : 1s2 2s1 2p3
• 4e độc thân tạo 4 liên kết C-H:
+ 3 liên kết s-p : HCH = 90o
+1 liên kết s-s : không có hướng, góc HCH = 120o14’
Tuy nhiên thực nghiệm cho thấy góc liên kết là 109o 28’, 4 góc
liên kết bằng nhau và có năng lượng như nhau
=> Hiện tượng lai hóa obitan nguyên tử
 

 
    

9/1/2017
19
7.2.2.2. Hiện tượng lai hóa obitan nguyên tử
• Khi tạo thành liên kết, các e hóa trị của một nguyên tử không
tham gia một cách riêng rẽ mà các obitan nguyên tử của
chúng tổ hợp với nhau tạo thành những tổ hợp tốt nhất để có
thể tạo thành liên kết bền hơn
• Hiện tượng tổ hợp giữa các obitan trong một nguyên tử gọi là
hiện tượng lai hóa
• Những obitan lai hóa của một nguyên tử có kích thước và
hình dạng hoàn toàn giống nhau, chỉ khác nhau về phương ở
trong không gian
 Các kiểu lai hóa
• Lai hóa sp
• Lai hóa sp2
• Lai hóa sp3

9/1/2017
20
Các kiểu lai hóa
- Lai hóa sp: 1 (s) + 1 (p)  2 (sp) làm với nhau một góc
180o
Hình. Sự hình thành obitan lai hóa sp
-Lai hóa sp: 1 (s) + 1 (p)  2 (sp)
Vd: Sự tạo thành phân tử BeH2

9/1/2017
21
• Lai hóa sp2 : 1 (s) + 2 (p)  3 (sp2) giống nhau, có trục
cùng nằm trong mặt phẳng và làm với nhau các góc
120o
- Lai hóa sp2: 1 (s) + 2 (p)  3 (sp2)
Vd: sự hình thành phân tử BF3

9/1/2017
22
• Lai hóa sp3: 1 (s) + 3 (p)  4 (sp3) giống nhau về kích
thước và hình dạng và hướng tới 4 đỉnh của một tứ diện
đều mà tâm là hạt nhân nguyên tử
- Lai hóa sp3: 1 (s) + 3 (p)  4 (sp3)

9/1/2017
23
Hình: Các kiểu lai hóa
• Hình dạng các kiểu lai hóa obitan
7.2.3. Liên kết hydro
• Liên kết tạo thành giữa H với nguyên tử khác có độ âm
điện lớn và kích thước nhỏ
• Liên kết H kém bền
• Liên kết H ảnh hưởng đến
tính chất vật lý của các chất
+ tăng nhiệt độ nóng chảy
+ tăng nhiệt độ sôi
+ giảm độ điện ly
+ tăng độ tan

9/1/2017
24
8. PHẢN ỨNG HÓA HỌC
8.1. Khái niệm: phản ứng hóa học là quá trình biến đổi
những chất này thành những chất khác có thành phần
và cấu tạo khác với các chất ban đầu
Vd: 2 H2 + O2 = 2 H2O , H = - 241,8 kj/mol ( phản ứng
phát nhiệt)
N2 + O2 = 2 NO , H = 180,5 kj/mol ( phản ứng thu
nhiệt)
8.2. Các loại phản ứng hóa học
• Phản ứng trao đổi
• Phản ứng oxy hóa – khử
• Phản ứng tạo phức

9/1/2017
25
8.2.1. Phản ứng trao đổi
• Phản ứng xảy ra không có sự chuyển e từ chất này sang
chất khác nên không làm biến đổi số oxy hóa của các
nguyên tố
• Gồm: phản ứng kết tủa, phản ứng thủy phân, phản ứng
trung hòa...
AgNO3 + HCl  AgCl  + HNO3
HCl + NaOH  NaCl + H2O
8.2.2. Phản ứng oxy hóa – khử
• Phản ứng có sự chuyển e từ chất này sang chất khác
nên làm biến đổi số oxy hóa của các nguyên tố
Na + O2  Na2O
• Số oxy hóa: điện tích + hay – của nguyên tố trong hợp
chất với giả thuyết trong phân tử, e bị kéo về nguyên tố
có độ âm điện lớn hơn

9/1/2017
26
8.2.3. Phản ứng tạo phức
• Phản ứng trong đó có sự chuyển những cặp e để tạo
thành liên kết cho – nhận, trong đó số oxy hóa của các
nguyên tố có thể biến đổi hoặc không

Phan loai va tinh chat chung cua cac nguyen to hutech

Recommended

Recommended

More Related Content

What's hot

What's hot (20)

Similar to Phan loai va tinh chat chung cua cac nguyen to hutech

Similar to Phan loai va tinh chat chung cua cac nguyen to hutech (20)

More from Nguyen Thanh Tu Collection

More from Nguyen Thanh Tu Collection (20)

Recently uploaded

Recently uploaded (14)

Phan loai va tinh chat chung cua cac nguyen to hutech